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1. 2 Orbite di Bohr 3 Leggi della meccanica classica (certezza su posizione e velocità di una particella) leggi della meccanica ondulatoria (probabilità

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Presentazione sul tema: "1. 2 Orbite di Bohr 3 Leggi della meccanica classica (certezza su posizione e velocità di una particella) leggi della meccanica ondulatoria (probabilità"— Transcript della presentazione:

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2 2 Orbite di Bohr

3 3 Leggi della meccanica classica (certezza su posizione e velocità di una particella) leggi della meccanica ondulatoria (probabilità di trovare lelettrone in uno spazio attorno al nucleo) leggi della meccanica quantistica (dualismo onda-particella e quantità discrete di energia) Spettroscopia: analisi della luce e delle altre forme di radiazioni emesse o assorbite dalle diverse sostanze. Necessità di elaborare modelli più complessi che descrivessero il comportamento di sistemi infinitamente piccoli Studio del comportamento delle radiazioni luminose (onde elettromagnetiche)

4 4 Le radiazioni luminose sono costituite da onde elettromagnetiche Londa si propaga nello spazio con andamento sinusoidale Onda monocromatica (tutte con la stessa lunghezza donda λ).

5 5 (cioè oltre un miliardo di km per ora) μmμm 1 Ǻ=10 -8 m = cm

6 6 λ = c / La frequenza della luce determina il suo colore

7 7 1Ǻ= m 1nm=10 -9 m 1μm=10 -6 m

8 8 Spettro elettromagnetico Onde radio, microonde, infrarosso, luce visibile, ultravioletto, raggi X, raggi gamma Uno spettro è linsieme delle frequenze delle radiazioni elettromagnetiche emesse o assorbite dagli elettroni di un atomo

9 9 Vapore di atomi attraversato dalla luce bianca Spettro dellIdrogeno atomico Spettro IR, visibile, UV

10 10 = mc 2

11 11 Evidenza sperimentale della natura corpuscolare della luce fotoelettroni fotoni Pendenza della retta (h)

12 12 h (pendenza) è uguale per qualsiasi metallo Lintercetta, estrapolata con lasse verticale a – ϕ, è diversa da metallo a metallo Lintercetta con lasse orizzontale, corrispondente ad energia cinetica zero dellelettrone espulso, è sempre ϕ /h

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14 14 Correlazione tra frequenze specifiche della luce emessa da ciascun tipo di atomo con la sua struttura: Ogni fotone viene emesso da un singolo atomo La sua energia proviene dallatomo che lo ha emesso

15 15 Un elettrone può possedere solo determinate energie; in caso diverso latomo emetterebbe tutte le frequenze Contrasto con la meccanica classica secondo la quale un corpo assorbe la quantità di energia che gli viene fornita Si passa alla QUANTIZZAZIONE dellENERGIA La materia può assumere energia solo in quantità discrete (esempio dellacqua versata in un recipiente)

16 16 Dualismo ONDA-PARTICELLA E=mc 2 e =c/λ, ricavando λ avremo

17 17 Immagine di diffrazione o figure di interferenza (Davisson e Germer)

18 18 Δp Δx h 2π2π Considerando che Δp = m Δv possiamo scrivere m Δv Δx e poi Δv h 2π2π h 2πmΔx2πmΔx

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23 23 Negli atomi le funzioni donda ψ sono dette orbitali atomici REGIONI DEFINITE DELLO SPAZIO IN CUI VI È UNELEVATA PROBABILITÀ DI TROVARE UN ELETTRONE Le soluzioni dellequazione esistono solo per determinati valori di energia Quantizzazione dellenergia

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28 28 Quindi lelettrone, che si muove dentro latomo (regione con dei confini) ha dei vincoli: -La quantizzazione dellenergia -Esistenza di livelli energetici discreti I livelli energetici si trovano risolvendo lequazione di Schrödinger. Per risolverla sono necessari i NUMERI QUANTICI.

29 29 Numero quantico: è un numero che definisce lo stato di un elettrone e specifica il valore di una proprietà

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32 32 Tutti gli orbitali con lo stesso valore di n costituiscono un guscio o livello dellatomo. Più è elevato il valore di n maggiore è la distanza media del guscio dal nucleo. Quando n =, E = 0, cioè lelettrone avrà abbandonato latomo Processo di IONIZZAZIONE

33 33 Una volta determinata lenergia, dobbiamo trovare la corrispondente funzione donda per conoscere la distribuzione dellelettrone attorno al nucleo ORBITALI ATOMICI

34 34 Definisce il sottolivello. I diversi sottolivelli corrispondono a differenti velocità con cui un elettrone può circolare intorno al nucleo: se si trova sul livello s non circola, se si trova il p circola ad una certa velocità, se si trova in d circola ancora più velocemente, ecc. s, p, d, f, ….

35 35 ( Es. p x, p y, p z ) ( totale 2l+1 sottolivelli)

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37 37 OGNI POSSIBILE COMBINAZIONE DEI TRE NUMERI QUANTICI SPECIFICA UN ORBITALE

38 38 p x, p y, p z d xy, d yz, d xz, d x 2 -y 2, d z 2 Terna di numeri quantici: orbitale atomico Per un determinato valore di n, il numero di orbitali atomici è dato da n 2

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40 40 Correlazioni tra i numeri quantici principale (n), secondario (l) e magnetico (m) e numero di orbitali dei primi quattro livelli

41 41 E > Orbitali di uno stesso livello (stesso n) 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d Ordine di riempimento degli orbitali Evidenza dellenergia degli orbitali

42 42

43 43

44 44 a 0 = h 2 /4π 2 me 2 = Ǻ

45 45 Lombreggiatura è più scura in prossimità del nucleo

46 46 Nuvola di carica per lorbitale 1s Andamento della funzione di proprietà radiale per lorbitale 1s r = 0.53 Ǻ Raggio della prima orbita di Bohr (fisica classica) Raggio della superficie sferica a cui corrisponde la massima probabilità di trovare lelettrone intorno al nucleo (fisica moderna) Superficie limite: confine che racchiude il 90% di probabilità di trovare lelettrone.

47 47 dP=4πr 2 ψ 2 1s

48 48 Superficie di contorno dellorbitale s

49 49 Piano nodale: piano in cui la probabilità di esistenza degli elettroni p è uguale a zero, e passa attraverso il nucleo. Ψ = 0

50 50 Per l = 2, ci sono 5 orbitali d + -

51 51 Orbitali di tipo f, per l = 3

52 52 + 1/2- 1/2

53 53 n individua i livelli energetici l individua i sottolivelli energetici m indica lorientazione degli orbitali

54 54 nomesimbolovalorisignificato Principale Azimutale Magnetico Magnetico di spin nlmlmsnlmlms 1, 2, …. 0, 1, …, n-1 +l,.. 0.., -l +½, -½ Definisce il livello e lenergia del livello Definisce il sottolivello l = 0, 1, 2, 3, … s p d f Definisce gli orbitali di un sottolivello Definisce lo stato di spin Numeri quantici

55 55 Livelli energetici dellatomo di idrogeno

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57 57

58 58

59 59

60 60 Il nucleo di un atomo multielettronico ha una carica maggiore, che attrae gli elettroni più intensamente, abbassandone lenergia. Ma, gli elettroni si respingono a vicenda (cariche negative) e tale repulsione va contro lattrazione nucleare, tendendo ad innalzare lenergia degli orbitali! Lelettrone è SCHERMATO La carica nucleare effettiva (Z eff ) è inferiore alla vera carica nucleare (Z e )

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62 62 Configurazione elettronica dellatomo: lista degli orbitali occupati in un atomo Si determina la configurazione con energia totale minima dellatomo considerando: energia cinetica degli elettroni attrazione degli elettroni da parte del nucleo repulsione degli elettroni

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65 65 PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DI PAULI In un atomo due elettroni non possono avere la stessa quaterna di numeri quantici e devono differenziarsi almeno per lo spin REGOLA DI HUND Nel riempimento degli orbitali degeneri gli elettroni occupano il maggior numero possibile disponendosi a spin parallelo CONFIGURAZIONE ELETTRONICA ns (1-2) np (1-6) nd (1-10) nf (1-14).. Livello energetico orbitale n. di elettroni nellorbitale

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67 67 (costruzione) Tale principio specifica lordine in cui devono essere occupati gli orbitali via via che si aggiungono gli elettroni

68 68 Un livello è completo quando contiene il massimo numero di elettroni consentito dal principio di esclusione di Pauli

69 69 coreGuscio di valenza

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71 71

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73 73 Allaumentare di n diminuiscono le differenze di energia fra gli orbitali esterni

74 74 Regole per formulare la configurazione elettronica dello stato fondamentale di un atomo (di numero atomico Z): 1)Si aggiungono gli Z elettroni negli orbitali, rispettando lordine di riempimento e seguendo il Principio di esclusione di Pauli (non più di due elettroni per ogni orbitale) 2)Prima si occupano tutti gli orbitali di stessa energia, ognuno con un elettrone (regola di Hund), a spin paralleli. Poi si ricomincia riempendo gli orbitali, ognuno con due elettroni a spin antiparalleli. 3)Gli orbitali riempiti si indicano con le lettere dellalfabeto, in ordine di energia crescente, con apice il numero di elettroni presenti nellorbitale. Lo strato già completo si indica con il simbolo del gas nobile che ha quella configurazione.

75 75 LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono funzione periodica del loro numero atomico

76 76 Esempio: Determinare la configurazione elettronica del Vanadio (V, Z = 23) e del Piombo (Pb, Z = 82) Vanadio: 4° periodo, 5° gruppo, elemento del blocco d, sottostrato d parzialmente occupato. Appartenendo al 4° periodo possiede il nocciolo interno del gas nobile che lo precede, LArgon (Ar) che possiede un Z = 18. Rimangono = 5 elettroni da sistemare: 2 nellorbitale 4 s (4s 2 ) e 3 negli orbitali 3d (3d 3 ). Quindi [Ar] 3d 3 4s 2 Piombo: 6° periodo, 14° gruppo, elemento del blocco p, parzialmente occupati. Appartenendo al 6° periodo possiede il nocciolo interno del gas nobile che lo precede, lo Xenon (Xe) che possiede un Z = 54. Rimangono = 28 elettroni da sistemare: -Gli orbitali f (14 elettroni) e d (10 elettroni) saranno completi: totale 24 elettroni. Ne rimangono ancora = 4 elettroni da sistemare - 2 nellorbitale 6s (6s 2 ) e 2 negli orbitali 6p (6p 2 ). Quindi [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2

77 77 n = 1, 2, 3, 4, ……. l = 0, 1, 2, 3, 4, ….. (n-1) m l = -l, …, 0, …, +l m s = +1/2, - 1/2

78 78 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d 2, 4, 10, 12, 18, 20, 30, 36, 38, 48, 54, 56, 70, 80, 86, 88, 102, 112 e -

79 79 Scrivere le configurazioni elettroniche degli elementi aventi: a) Z = 12 b) Z = 24 c) Z = 33 d) Z = 54 Sulla base della configurazione elettronica stabilire il periodo ed il gruppo a cui appartengono gli elementi aventi: a) Z = 15 b) Z = 38 c) Z = 48 d) Z = 55 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d 2, 4, 10, 12, 18, 20, 30, 36, 38, 48, 54, 56, 70, 80, 86, 88, 102, 112 e -


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